Question

14．氫氣是新型能源和重要化工原料．
已知：①2CO（g）+O₂（g）=2CO₂（g）△H₁
②CH₄（g）+2O₂（g）=CO₂（g）+2H₂O（l）△H₂
③H₂（g）+$\frac{1}{2}$O₂（g）=H₂O（l）△H₂
（1）科學家提出一種利用天然氣制備氫氣的方法：CH₄（g）+CO₂（g）=2CO（g）+2H₂（g）△H
△H=△H₂-△H₁-2△H₃．這種方法的推廣與使用，不僅實現資源綜合利用，而且還能解決環境問題是．
（2）氨氣是重要化工原料，在國民經濟中占重要地位．
①在恒溫、容積相等的恒容密閉容器中投入一定量氮氣、氫氣，發生如下可逆反應：
N₂（g）+3H₂（g）═2NH3（g）△H=-92.4kJ•mol^-1
實驗測得起始、平衡時的有關數據如表所示：

容器編號	起始時各物質的物質的量/mol			平衡時反應中的能量變化
	H2	N2	NH3
Ⅰ	3n	n	0	放出熱量a kJ
Ⅱ	3n	2n	0	放出熱量b kJ
Ⅲ	6n	2n	0	放出熱量c kJ

下列判斷正確的是BC．
A．N₂的轉化率：Ⅱ＞I＞Ⅲ
B．放出熱量：a＜b＜92.4n
C．達到平衡時氨氣的體積分數：Ⅲ＞Ⅰ
D．平衡常數：Ⅲ＞Ⅱ＞Ⅰ
②在密閉恒容容器中投入一定量氮氣和氫氣，混合氣體中氨氣體積分數和溫度關系如圖所示：
曲線TJ段變化主要原因是，JL段變化的主要原因是．氨氣正反應速率：T點小于 L點（填：大于、小于或等于）．
③在2L密閉容器中充入一定量的氨氣，氨氣的物質的量與反應時間關系如表所示：

時間/min	0	5	10	15	20	25	…
NH3/mol	2	1.0	0.5	0.25	0.24	0.24

在該條件下，前5分鐘H₂平均反應速率為0.15mol•L^-1•min^-1．
④常溫下，在V mL的a mol•L^-1稀硫酸溶液中滴加b mol•L^-1稀氨水V mL恰好使混合溶液呈中性．此時，一水合氨的電離常數Kb=$\frac{2a}{（b-2a）×107}$（用含a、b代數式表示）．
（3）氫氣直接作燃料電池的理論輸出電壓為1.2V，能量密度E=$\frac{\frac{1.2V×\frac{1000g}{2g/mol×2×96500C/mol}}{1kg}}{3.6×1{0}^{6}J•k{W}^{-1}•{h}^{-1}}$
=32.2kW•h•kg^-1（列式計算）．

Answer 1

分析 （1）②-①-③×2得：CH₄（g）+CO₂（g）=2CO（g）+2H₂（g），根據蓋斯定律計算反應的焓變；根據化學反應可知，甲烷將二氧化碳轉化成有價值的合成氣；
（2）①A、實驗I和III比較，實驗III相當于實驗I體積壓縮一半，加壓時平衡向正方向移動，I、II實驗中氫氣量相等，氮氣量越多，氮氣轉化率減小，據此回答；
B、根據可逆反應特點，3mol氫氣和1mol氮氣不能完全生成NH₃；
C、根據壓強對化學平衡移動的影響來回答；
D、溫度不變，平衡常數不變．
②TJ段未達到平衡，反應向生成氨方向進行，溫度升高，反應加快，氨氣體積分數增大；當J點達到平衡，JL段：該正反應是放熱反應，升高溫度，平衡向逆方向移動，促進氨分解，氨的體積分數減小．L點溫度高于T點溫度，兩點的各物質濃度相等；
③根據v=$\frac{△c}{△t}$計算氫氣表示的反應速率，根據化學反應中速率之比等于系數之比，v（NH₃）；
④稀溶液總體積等于兩種溶液體積之和，根據電荷守恒計算離子的濃度，根據電離平衡常數表達式計算即可；
（3）氫氣直接作燃料電池的負極上的反應是：H₂-2e^-+2OH^-=2H₂O，根據能量密度定義計算即可．

解答 解：（1）根據蓋斯定律知，②-①-③×2得：CH₄（g）+CO₂（g）=2CO（g）+2H₂（g），所以CH₄（g）+CO₂（g）=2CO（g）+2H₂（g）△H，△H=△H₂-△H₁-2△H₃，這種方法的推廣與使用，不僅實現資源綜合利用，根據化學反應可知，甲烷將二氧化碳轉化成有價值的合成氣，還能解決環境問題是減少二氧化碳排放．故答案為：△H₂-△H₁-2△H₃；根據化學反應可知，甲烷將二氧化碳轉化成有價值的合成氣，減少二氧化碳排放；
（2）①A、實驗I和III比較，實驗III相當于實驗I體積壓縮一半，加壓時平衡向正方向移動，N₂轉化率增大，III中氮氣轉化率大于I中氮氣轉化率；I、II實驗中氫氣量相等，氮氣量越多，氮氣轉化率減小，I中氮氣轉化率大于II中氮氣轉化率，故III、I、II中氮氣轉化率依次增大，A錯誤；
B、可逆反應的熱化學方程式表示：1mol氮氣和3mol氫氣完全反應放出92.4kJ熱量．根據可逆反應特點，3mol氫氣和1mol氮氣不能完全生成NH₃．II生成的氨氣量大于I，B項正確；
C、如果平衡不移動，III中氨氣量是I中2倍，氨氣體積分數相等．在恒容條件下，I容器加壓變成III，增大壓強，平衡向生成NH₃方向移動，氨體積分數增大，C正確；
D、溫度不變，平衡常數不變，三個容器中平衡常數相等，D錯誤．
故選BC；
②TJ段未達到平衡，反應向生成氨方向進行，溫度升高，反應加快，氨氣體積分數增大；當J點達到平衡，JL段：該正反應是放熱反應，升高溫度，平衡向逆方向移動，促進氨分解，氨的體積分數減小．L點溫度高于T點溫度，兩點的各物質濃度相等，所以，L點氨的正反應速率較大．
故答案為：小于；
③在該條件下，前5分鐘氨氣平均反應速率為$\frac{\frac{2.0mol-1.0mol}{2L}}{5min}$=0.1mol/（L•min），根據化學反應中速率之比等于系數之比，得出v（H₂）=1.5v（NH₃）=
=0.15mol/（L•min），故答案為：0.15mol/（L•min）；
④稀溶液總體積等于兩種溶液體積之和．根據電荷守恒式c（NH₄⁺）+c（H⁺）=c（OH^-）+2c（SO₄^2-），當溶液呈中性時c（H⁺）=c（OH^-），推知：c（NH₄⁺）=2c（SO₄^2-），c（SO₄^2-）=0.5a mol/L，c（NH₄⁺）=a mol/L，c（H⁺）=c（OH^-）=1.0×10^-7mol/L，c（NH₃•H₂O）+c（NH₄⁺）=0.5b mol/L，c（NH₃•H₂O）=（0.5b-a）mol/L．K_b=$\frac{c（N{{H}_{4}}^{+}）•c（O{H}^{-}）}{c（N{H}_{3}•{H}_{2}O）}$=$\frac{1{0}^{-7}a}{0.5b-a}$=$\frac{2a}{（b-2a）×107}$，故答案為：$\frac{2a}{（b-2a）×107}$；
（3）H₂-2e^-+2OH^-=2H₂O，根據能量密度定義，E=$\frac{\frac{1.2V×\frac{1000g}{2g/mol×2×96500C/mol}}{1kg}}{3.6×1{0}^{6}J•k{W}^{-1}•{h}^{-1}}$=32.2kW•h•kg^-1．
故答案為：$\frac{\frac{1.2V×\frac{1000g}{2g/mol×2×96500C/mol}}{1kg}}{3.6×1{0}^{6}J•k{W}^{-1}•{h}^{-1}}$=32.2kW•h•kg^-1．

點評 本題綜合考查學生化學反應速率的計算、化學平衡移動原理的應用、溶液中離子濃度之間的關系等知識，注意知識的歸納和梳理是解題的關鍵，難度大．